Teoría de orbitales moleculares.

Tema III
Teoría de orbitales moleculares
Teoría de orbitales moleculares. Aplicación de la Teoría de Grupos.
Moléculas triatómicas lineales y angulares. Moléculas mono y
bidimensionales. Moléculas poliédricas sencillas.
Objetivos:
™Recordar los conceptos generales del enlace covalente.
™Aplicar la teoría de grupos a la construcción de OM
o Construir del diagrama de OM para moléculas diatómicas homo y
herodinucleares.
o Identificar HOMO y LUMO
o Calcular el orden de enlace y relacionarlo con la longitud de enlace
™Construir el diagrama de OM para moléculas triatómicas lineales y
angulares.
™Definir a que se llama TASO y su utilidad en la construcción del
diagrama de OM de moléculas poliédricas sencillas.
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Tema III
Teoría de orbitales moleculares
¿Cómo se combinan los átomos para formar moléculas?
En 1916 G.N. Lewis sugirió la idea novedosa de que los enlaces entre
átomos se forman por compartición de electrones
El enlace covalente se explica mediante la Teoría del Orbital Molecular
(TOM).(Bueno para moléculas sencillas, complicado para las complejas).
™Para éstas sigue siendo útil la Teoría de
Lewis.
™La forma de las moléculas sencillas se
racionaliza mediante el modelo de repulsión
de electrones de la capa de valencia RPECV.
Teoría de Orbitales Moleculares
• Cuando dos átomos se aproximan, sus orbitales atómicos (OA) se
mezclan formando orbitales moleculares (OM). La combinación de dichos
orbitales se realiza mediante la Combinación Lineal de los Orbitales
Atómicos CLOA o LCAO
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Teoría de orbitales moleculares
Orbital enlazante
La densidad electrónica en la zona internuclear aumenta; los átomos
experimentan una atracción por esa zona.
Cuando dos orbitales 1s solapan en forma que tengan los mismos signos
en la misma región del espacio, sus funciones de onda (línea roja)
interfieren constructivamente para dar lugar a una región de mayor
amplitud entre los dos núcleos (línea azul)
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Teoría de orbitales moleculares
Orbital antienlazante
La densidad electrónica en la zona internuclear disminuye por lo que los
átomos experimentan una repulsión electrostática.
Cuando dos orbitales 1s solapan en forma que tengan signos opuestos en
la misma región del espacio, sus funciones de onda (líneas roja y
amarilla) interfieren destructivamente para dar lugar a una región de
menor amplitud entre los dos núcleos (línea azul)
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Tema III
moleculares
Orbitales
atómicos
Orbitales
moleculares
Teoría de orbitales
Densidad
electrónica
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Teoría de orbitales moleculares
Resumen
Los orbitales moleculares, OM, se forman por
solapamiento de orbitales atómicos, OA.
• Para que los OA solapen, los signos de los
lóbulos que solapan deben ser idénticos.
• Cuando dos OA se combinan, se forman dos OM:
uno enlazante y otroantienlazante. El enlazante
tiene una energía menor que el antienlazante.
• Para que dos OA se combinen deben tener una
energía similar y una simetría adecuada para
que su solapamiento sea eficaz.
• Cada OM formado puede alojar hasta un máximo
de 2e- (antiparalelos)
• La configuración electrónica de la molécula se
puede construir siguiendo el principio de Aufbau
(rellenándose en una secuencia de menor a mayor
energía).
• Cuando los electrones se sitúan en diferentes OM
degenerados (de la misma energía), sus espínes
se orientan de forma paralela (Regla de Hund).
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Teoría de orbitales moleculares
Tipos de enlace según su simetría
Enlaces sigma
Enlace sigma: el solapamiento entre los orbitales atómicos sitúa la
máxima densidad electrónica en el eje que une los dos núcleos. Simetría
cilíndrica
Formación de OM de simetría sigma partir de OA.
Solapamiento frontal
Tema III
• El orden de enlace de una molécula se define
como el número de pares de electrones enlazantes
menos el número de pares antienlazantes.
• La molécula será estable si hay un mayor
número de electrones enlazantes que de
antienlazantes, o dicho de otro modo, si el orden
de enlace es mayor que.
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Teoría de orbitales moleculares
Tema III
Tema III
Teoría de orbitales moleculares
Enlace pi(π): el solapamiento entre los orbitales atómicos sitúa la máxima
densidad electrónica por encima y debajo del plano que contiene los
núcleos
Formación de OM de simetría π, a partir de OA tipo p.
Solapamiento lateral
Todos los OM enlazantes aumentan la Todos los OM antienlazantes tienen un
densidad electrónica entre los núcleos plano nodal perpendicular al eje nuclear
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Moléculas Homodinucleares A-A
OM del H2
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Teoría de orbitales moleculares
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Moléculas diatómicas homonucleares del 2º periodo
• El diagrama de energías esperado está
relacionado con la energía de los OA que se
combinan
• Es razonable suponer energía de los orbitales
σ(pz) va a ser menor que la de los OM π(px,py)
dado que el solapamiento frontal es más eficiente
que el lateral
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Diagrama de energía. Homonucleares del 2º periodo.
Átomos ligeros
• Para átomos pesados como F, con una elevada
Zef, la diferencia de energía 2s––2p es 2,5 MJ·mol-1;
muy grande lo que asegura la no interacción entre
estos OA.
• Para los átomos ligeros (comienzo del periodo) esta
diferencia es de sólo 0,2 MJ·mol-1. Los orbitales 2s
y 2p están muy próximos en energía y pueden
interaccionar de un modo efectivo
• El diagrama de OM se altera.
Se invierte el orden de los orbitales σ(2p) y π(2p
Diagrama de energia válido para átomos ligeros: Li2, ···, N2
Formación de OM de simetría sigma partir de OA tipo p.
Solapamiento frontal
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Formación de OM de simetría π, a partir de OA tipo p.
Solapamiento lateral
Todos los OM enlazantes aumentan la Todos los OM antienlazantes tienen un
densidad electrónica entre los núcleos plano nodal perpendicular al eje nuclear
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Teoría de orbitales moleculares
Para moléculas heteronucleares.
El
átomo
más
electronegativo
contribuye más en el OM enlazante y el
menos electronegativo más en el
antienlazante.
En el caso del HF
casi 1 y CH será 0 y nos
CF será
encontraríamos en una situación de enlace
iónico.
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Molécula de Monóxido de Carbono
Orbitales frontera:
HOMO: Orbital molecular de mas alta energía ocupado.
LUMO: Orbital molecular vacío de mas baja energía.
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APLICACIÓN DE LA TEORÍA DE GRUPOS A
LOS ORBITALES MOLECULARES
1. Identificar la simetría de la molécula (grupo puntual).
2. Asignar coordenadas x, y, z a los átomos.
3. Hallar los caracteres de la representación para la
combinación de todos los orbitales de valencia de
los átomos periféricos.(Agrupar los átomos
equivalentes)
4. Reducir la representación obtenida en el apartado
anterior a sus representaciones irreducibles. TASO
5. Encontrar los orbitales atómicos del átomo central
con las mismas representaciones irreducibles que
las encontradas en el apartado anterior.
6. Combinar los orbitales atómicos del átomo central
con los de los átomos periféricos que tengan la
misma simetría para formar los orbitales
moleculares.
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